Виды химической связи

Связь характеризуют двумя числами, и оба спрашивают в сравнительных вопросах.

Энергия связи — энергия, которую надо затратить, чтобы разорвать связь в одном моле вещества, кДж/моль. Чем она больше, тем связь прочнее. Длина связи — расстояние между ядрами связанных атомов, нанометры. Эти величины связаны обратно: чем короче связь, тем она прочнее.

От чего зависит прочность.

1. Кратность. Двойная связь прочнее одинарной, тройная — прочнее двойной: C—C 348 кДж/моль, C=C 614, C≡C 839. Заметьте, что двойная связь не вдвое прочнее одинарной: π-связь слабее σ-связи, и именно поэтому кратные связи так охотно вступают в реакции присоединения — рвётся только π-составляющая.

2. Радиус атома. В ряду HF — HCl — HBr — HI длина связи растёт (0,092; 0,127; 0,141; 0,161 нм), а прочность падает. Чем больше атом, тем дальше друг от друга ядра и тем слабее они удерживают общую пару. Отсюда и рост силы кислот в этом ряду: HI сильнее HF именно потому, что его связь легче рвётся.

3. Разность электроотрицательностей. Чем она больше, тем связь полярнее и обычно прочнее: H—F (565 кДж/моль) заметно прочнее H—I (299).

Рекордсмен школьного курса — тройная связь в молекуле азота N≡N: 945 кДж/моль. Именно поэтому азот химически инертен при обычных условиях, почему синтез аммиака требует катализатора и высокой температуры, и почему азотные удобрения так дороги в производстве.

Два свойства ковалентной связи, которые иногда просят назвать:

- насыщаемость — число связей атома ограничено числом его валентных электронов и свободных орбиталей; - направленность — связи расположены в пространстве под определёнными углами, и именно поэтому у молекул есть форма.

σ-связь образуется при перекрывании орбиталей вдоль линии, соединяющей ядра; она есть в любой связи. π-связь — при боковом перекрывании p-орбиталей над и под этой линией, она возможна только как добавка к уже существующей σ. Отсюда правило подсчёта: одинарная связь = 1σ; двойная = 1σ + 1π; тройная = 1σ + 2π. π-связь менее прочна и разрывается первой — поэтому алкены и алкины вступают в реакции присоединения, а алканы нет. С ростом кратности связь укорачивается и упрочняется: C–C 0,154 нм и 348 кДж/моль, C=C 0,134 нм и 614 кДж/моль, C≡C 0,120 нм и 839 кДж/моль. Обрати внимание: энергия тройной связи меньше утроенной энергии одинарной — именно потому, что π-составляющие слабее.

Полярность связи определяется разностью ЭО, полярность молекулы — ещё и геометрией. Если полярные связи расположены симметрично, их дипольные моменты гасят друг друга и молекула в целом неполярна. Так устроены линейный CO₂ (O=C=O, угол 180°), плоский треугольный BF₃ (120°) и тетраэдрический CCl₄ (109,5°) — связи полярные, молекулы неполярные. А в угловой H₂O (104,5°) и пирамидальном NH₃ (107°) симметрии нет, дипольные моменты складываются, и молекулы полярные. Именно поэтому вода — прекрасный растворитель для ионных веществ, а тетрахлорметан — нет.

Водородная связь резко повышает температуру кипения, потому что молекулы приходится «отрывать» друг от друга. Сравни ряды при почти одинаковой молярной массе: H₂O кипит при +100 °C, а H₂S (масса больше!) — при −60 °C; HF при +19,5 °C, а HCl — при −85 °C; NH₃ при −33 °C, а PH₃ — при −88 °C. Этанол C₂H₅OH (M = 46) кипит при +78 °C, а его изомер диметиловый эфир CH₃OCH₃ (та же M = 46) — при −24 °C: у эфира нет группы O–H, значит нет и водородных связей. В биологии та же связь держит двойную спираль ДНК (между комплементарными основаниями) и вторичную структуру белка (α-спираль).

Две связи, которые в задании 4 узнают не по формуле, а по типу вещества.

Металлическая связь возникает в металлах и сплавах. Валентные электроны в металле не принадлежат отдельным атомам: они обобществлены всем кристаллом и свободно перемещаются между положительными ионами. Эту картину называют «электронным газом».

Из неё вытекают все характерные свойства металлов, и это удобный способ ответа на вопрос «почему»:

• • электропроводность — свободные электроны движутся направленно при наложении поля;
• • теплопроводность — те же электроны переносят энергию;
• • ковкость и пластичность — слои ионов могут смещаться друг относительно друга, не разрывая связи: электронный газ «перетекает» вместе с ними. Сравните с ионным кристаллом, который от удара раскалывается: там смещение слоёв ставит рядом одноимённые заряды;
• • металлический блеск — свободные электроны отражают свет всех длин волн.

Водородная связь образуется между молекулами, если водород связан с сильно электроотрицательным атомом — F, O или N. Такой водород почти лишён электронной плотности и притягивается к неподелённой паре соседней молекулы. Энергия водородной связи 10–40 кДж/моль, то есть в десять-двадцать раз меньше ковалентной, — но молекул много, и суммарный эффект огромен.

Как это проявляется:

• • температура кипения воды +100 °C против −60 °C у сероводорода, хотя H₂S тяжелее. Без водородных связей вода кипела бы около −80 °C, и жизни на Земле не было бы;
• • лёд легче воды: при кристаллизации водородные связи выстраивают молекулы в ажурную структуру с пустотами, и плотность падает. Поэтому водоёмы замерзают сверху, а не со дна;
• • спирты кипят намного выше изомерных им простых эфиров;
• • водородные связи держат вторичную структуру белка (α-спираль) и двойную спираль ДНК.

Чего водородной связи не бывает. В веществах, где водород связан с углеродом, серой, хлором: CH₄, H₂S, HCl. Поэтому метан и сероводород кипят низко, а спирты и кислоты — высоко.